Giáo trình hóa vô cơ B part 8 pdf

Giáo Trình Hoá Vô Cơ
- 92 -
Những tia tử ngoại gần (2400÷3600A
0
) lại làm cho O
3
phân hủy O
3
+hυ=O+O
2
.
Nhờ lớp O
3
này hấp thụ các tia tử ngoại gần mà đời sống sinh vật ở mặt đất
không bò các tia đó tiêu diệt.
- Điều chế : O
3
được điều chế từ sự phóng điện vào oxy trong những "máy
ozon":
3O
2
= 2O
3
, ∆H = 68 kcal
Cơ chế : O
2
± 2O rồi O
2
+ O = O
3

cho oxy đi qua lần lượt mấy máy ozon thu được oxy giàu ozon hơn 10%. Đem
hóa lỏng thì tách được ozon trước (T
s
0
=-11,5
0
C)
- ng dụng :
là chất oxy hóa mạnh, ozon được dùng để làm trắng, mất mùi
các thứ dầu mỡ, mất mùi 1 số phẩm vật như da thuộc…, diệt trùng nước uống rất
tốt (do tính oxy hóa mạnh, ozon có thể giết chết các vi khuẩn trong không khí nên
với nồng độ rất bé (<1/1.000.000 về thể tích), ozon có lợi cho sức khỏe con người).
Hiện nay đèn đốt axeto – nitril CH
3
C≡N trong ozon cho t
0
rất cao (6000
0
C, cao
hơn đèn xì hydro nguyên tử).

B. HP CHẤT
1. H
2
O :
H
2
O là hợp chất quan trọng nhất của oxy và hydro.
- Theo thuyết MO, phân tử H
2

O có 8e hóa trò được sắp xếp trên các orbital
phân tử tương ứng với cấu hình e
-
:
(σ
s
lk
)
2
(σ
z
lk
)
2
(σ
x
)
2
(π
y
)
2
O : HOH = 105
0
,d
O-H
= 0,96A
0
- Phân tử H
2

O có dạng góc
H H µ = 1,84D
Trong phân tử H
2
O, nguyên tử O ở trạng thái lai hóa sp
3
, 2 orbital lai hóa tham
gia tạo 2 liên kết O_H. Trên 2 orbital lai hóa còn lại có cặp e
-
tự do.
Vì các nối O_H đều bò phân cực nên phân tử nước bò phân cực mạnh với đầu O
mang điện tích âm và đầu H mang điện tích dương.

a. Tính chất
- Ở điều kiện thường H
2
O là chất lỏng không màu, không mùi, không vò, khối
lượng riêng = 1g/ cm
3
ở 4
0
C (khối lượng riêng lớn nhất kể cả khi ở thể rắn), nhiệt
dung = 4,185 J/g. độ, ở 15
0
C (lớn hơn tỷ nhiệt của các chất lỏng khác), T
nc
0
= 0
0
C và

T
s
0
= 100
0
C ở áp suất 1at.
- Nước là dung môi quan trọng nhất trong thiên nhiên và trong kỹ thuật, là
phân tử có cực, kích thước nhỏ nên H
2
O là dung môi ion hóa rất tốt, nước có khả
năng hòa tan nhiều chất (chất điện ly cũng như không điện ly).
Hồ Bích Ngọc Khoa Hóa Học

Giáo Trình Hoá Vô Cơ
- 93 -

b. Hóa tính
Nước có khả năng phản ứng hóa học rất cao : nó kết hợp vớinhiều oxyd của
các nguyên tố và với các muối, tương tác được với nhiều nguyên tố.
- Quá trình nước hòa tan các chất là quá trình hydrat hóa chất đó (hydrat hóa là
1 phản ứng hóa học).
* Đối với chất điện ly, quá trình hydrat hóa xảy ra nhờ tương tác tónh điện giữa
ion với phân tử lưỡng cực H
2
O hay nhờ liên kết cho nhận giữa ion với phân tử H
2
O.
* Đối với những chất không điện ly hay kém điện ly mà trong phân tử có nhóm
_OH (axit yếu, hợp chất hữu cơ như : đường, rượu…), quá trình hydrat hóa xảy ra
được là nhờ liên kết hydro giữa nhóm _OH với phân tử H

2
O.
- Nước có khả năng phân hủy nhiều muối. Phản ứng hủy đól à phản ứng thủy
phân. Thực chất của phản ứng thủy phân là tương tác giữa các ion của muối với H
+

và OH
-
làm chuyển dòch cân bằng phân ly của H
2
O
H
2
O ⇔ H
+
+ OH
-
hay 2H
2
O ⇔ H
3
O
+
+ OH
-
(Theo Bronsted, có thể xem H
2
O vừa là 1 axit vừa là 1 baz)
CH
3

COO
-
+ H
2
O ⇔ CH
3
COOH + OH
-
NH
4
+
+ H
2
O ⇔ NH
3
+ H
3
O
+
- Nước vừa có tính oxy hóa vừa có tính khử
* Những chất khử mạnh hơn hydro khử nước lấy oxy, giải phóng hydro (nước
là chất oxy hóa).
Đó là những chất không kim loại như P, C…, những kim loại kiềm, kiềm thổ
(tác dụng ở t
0
thường), kim loại chuyển tiếp (tác dụng nóng); những hợp chất như
hydrua kim loại, oxyd carbon
Ví dụ :

2

F
2
+
2
H
2
O = CO + H
2

t
0
2Na + 2H
2
O = 2NaOH + H
2

* Những chất oxy hóa lấy hydro, giải phóng oxy (nước là chất khử). Trường
hợp này hiếm, chỉ có với nguyên tố có độ âm điện lớn hơn oxy như flor
Ví dụ :

2
F
2
+ 2H
2
O = 4HF + O
2


c. Trạng thái tự nhiên – Tinh chế – ng dụng

c.1 Trạng thái tự nhiên
Nước là hợp chất phổ biến nhất trong thên nhiên (2.10
8
tấn) bao phủ ¾ bề mặt
trái đất, tập trung chủ yếu vào đại dương và biển, ngoài ra còn có trong khí quyển,
đất, tế bào sinh vật (hơn 70% khối lượng của người là nước).
c.2 Tinh chế
Hồ Bích Ngọc Khoa Hóa Học

Giáo Trình Hoá Vô Cơ
- 94 -
- Nước uống là nước dùng trong công nghiệp thực phẩm cần phải trong suốt,
không màu, không mùi, vò dễ chòu, không chứa các tạp chất hữu cơ, vi khuẩn, lượng
muốivô cơ <0,5 g/ l).
Để làm nước uống, người ta loại sạch các tạp chất không tan lơ lửng trong
nước sông bằng cách dùng sulfua nhôm đánh trong nước rồi lọc qual ớp cát dày.
Sau khi lọc nước được sát trùng bằng Cl
2
, O
3…
- Nước dùng trong phòng thí nghiệm phải tinh khiết, muốn vậy phải chưng cất
nước.
c.3 Ứng dụng
- Nước là thức ăn cần thiết cho sinh vật 92,5 l/ 1 ngày/ 1 người)
- Vì nước có trữ lượng lớn, rẽ và do những tính chất lý hóa của nó mà nó có
tầm quan trọng đối với công nghiệp; người ta dùng nước làm nguyên liệu ban đầu,
dung môi, chất rửa, chất làm lạnh.
Ví dụ : Sản xuất 1 tấn giấy cần 100.000 l nước.

2. H

2
O
2
:
Bằng những phương pháp đã xác đònh được H
2
O
2
có cấu tạo gấp khúc



d
O_O
= 1,49A
0
, E = 52kcal
d
O_H
= 0,9A
0
, E = 90kcal
106
⇒ Dây O – O không bền(H
2
O
2
có tính oxy
hóa mạnh)
Do sự phân bố không đối xứng của các liên kết O_H nên phân tử H

2
O
2
bò phân
cực mạnh : µ = 2,1D
H
2
O
2
là 1 hợp chất cộng hóa trò có cấu tạo khác hẳn các peroxyd kim loại
(Na
2
O
2
, BaO
2
) là hợp chất ion.

a. Tính chất
a.1. Lý tính
Giữa các phân tử H
2
O
2
xuất hiện liên kết hydro khá bền làm chúng kết hợp
được với nhau nên ở điều kiện thường, H
2
O
2
là 1 chất lỏng như dầu, không màu,

khối lượng riêng 1,44 g/ cm
3
, T
nc
0
= -1,7
0
C; T
s
0
= 151
0
C.
Tan vô hạn trong nước nhờ có liên kết hydro, từ dung dòch nó tách ra dưới dạng
hydrat kết tinh H
2
O
2
.2H
2
O không bền (T
nc
0
= -52
0
C) là dung môi ion hóa tốt đối với
nhiều chất.
0
H
O O

101,
0

H
3



Hồ Bích Ngọc Khoa Hóa Học

Giáo Trình Hoá Vô Cơ
- 95 -
Trong phòng thí nghiệm, ta thường dùng các dung dòch H
2
O
2
3% và 30% (dung
dòch H
2
O
2
30%) gọi là perhydrol).
a.2 Hóa tính
- H
2
O
2
nguyên chất ở t

0
thường khá bền nhưng khi có lẫn tạp chất như các kim
loại nặng và ion kim loại, khi đun nóng hoặc bò chiếu sáng nó phân hủy mạnh và
có thể gây nổ :
2H
2
O
2
= 2H
2
O + O
2
, ∆H = -23,6 kcal/ ptg
- Trong dung dòch nước, H
2
O
2
là 1 axit rất yếu, phân ly theo phương trình :
H
2
O
2
+ H
2
O = H
3
O
+
+ HO
2

-
, K
a
= 1,5.10
-12
Khi tương tác với dung dòch kiềm mạnh, nó cho peroxyd
H
2
O
2
+
2
NaOH = Na
2
O
2
+
2
H
2
O
- H
2
O vừa có tính oxy hóa vừa có tính khử (H
2
O
2
-1
)

Giãn đồ điện thế khử chứng tỏ trong dung dòch axit, H
2
O
2
là chất oxy hóa tốt
hơn chất khử (khi cho dung dòch H
2
O
2
đặc tác dụng lên giấy, vỏ bào hay các chất
cháy khác thì xảy ra sự tự bốc cháy).
* H
2
O
2
là chất oxy hóa mạnh cả trong môi trường axit lẫn môi trường kiềm
H
2
O
2
+ 2H
+
+ 2e
-
= 2H
2
O, E
0
=1,77v
H

2
O
2
+ 2e
-
= 2OH
-
, E
0
=0,87
0
Nó oxy hóa I
-
→ I
2
; S
2-
→ SO
4
2-
; AsO
3
-
→ AsO
4
-
H
2
O
2

+ H
2
SO
4
+2KI = I
2
+ 2H
2
O + K
2
SO
4

4H
2
O
2
+ PbS = PbSO
4
+
4
H
2
O
* H
2
O
2
thể hiện tính khử khi tác dụng với những chất oxy hóa mạnh như O
3

,
KMnO
4
, Cl
2
(O
2
2-
→ O
2
).
H
2
O
2
- 2e
-
= O
2
+ 2H
+
; E
0
= -0,68v
H
2
O
2
+ O
3

= H
2
O + 2O
2

5H
2
O
2
+ 2KMnO
4
+ 3H
2
SO
4
= 2MnSO
4
+

K
2
SO
4
+ 5O
2
+ 8H
2
O

b. Điều chế

- Trong phòng thí nghiệm : Cho H
2
SO
4
loãng đã được ướp lạnh bằng nước đá
tác dụng với peroxyd kim loại kiềm hay kiềm thổ :
BaO
2
+ H
2
SO
4
= H
2
O
2
+ BaSO
4
↓ (1)
Na
2
O
2
+ H
2
SO
4
= H
2
O

2
+ Na
2
SO
4
(2)
(1) thường dùng hơn vì BaSO
4
kết tủa được tách ra dễ hơn
- Trong công nghiệp :

* Điện phân dung dòch H
2
SO
4
50% hay dung dòch amonihydro sulfat với mật độ
dòng điện lớn (1 A/ dm
2
) và điện cực Pt ở t
0
thấp (5-10
0
C)
anod :
Hồ Bích Ngọc Khoa Hóa Học

Giáo Trình Hoá Vô Cơ
- 96 -
2HSO
4

-
+ 2e
-
= S
2
O
8
2–
+ 2H
+
2HSO
4
-
+ 2e
-
= S
2
O
8
2–

Acid peroxydisulfuaric (H
2
S
2
O
8
) sẽ kết hợp với H
2
O tạo H

2
O
2

H
2
S
2
O
8
+
2
H
2
O =
2
H
2
SO
4
+ H
2
O
2

Chưng cất hỗn hợp sản phẩm ở áp suất thấp sẽ được dung dòch H
2
O
2
loãng,

dùng dung dòch loãng ở chân không rồi chưng cất phân đoạn nhiều lần sẽ thu được
H
2
O
2
90_99%.
• Phương pháp antraquinol : Dùng O
2
oxy hóa antraquinol để được H
2
O
2
và
tái sinh lại antraquinon bằng cách dùng H
2
khử (xúc tác Pd) antraquinon.



→ + H
2
O
2
Antraquinon

Antraquinol Pd ↓ H
2

c. Ứng dụng
Dung dòch H
2
O
2
được sử dụng rộng rãi để tẩy trắng các chất hữu cơ như gỗ,
tóc… vì tính oxy hóa không mãnh liệt lắm của nó nên không tác hại đến những
chất này.
H
2
O
2
còn được dùng để sát trùng vết thương (H
2
O
2
3% nước oxy).
d. Trạng thái tự nhiên
Trong thiên nhiên, H
2
O
2
được tạo nên trong quá trình oxy hóa của nhiều chất
bởi oxy không khí. Trong nước mưa và trong dung dòch của 1 số cây cũng có những
vết H
2
O
2
.

III. LƯU HUỲNH
A. ĐƠN CHẤT
a. Lý tính
S khác cơ bản với oxy là có khả năng tạo thành mạch đồng thể
2,05A
0
S S
S S S
O O O
OH
O
2
O
O
OH
O
O
O
OO
OH
OH
Hồ Bích Ngọc Khoa Hóa Học

Giáo Trình Hoá Vô Cơ
- 97 -
Các mạchnày có độ bền đặc biệt là do trạng thái lai hóa sp
3
của nguyên tử S
gây nên. Bền nhất là phân tử dạng vòng S

8
. Ngoài ra còn những phân tử mạch kín
S
6
và mạch hở S
α





Phân tử ∆H
h+
(kcal/ mol) E
S_S
(tính cho 1 liên kết )
S
2
S
3
S
4
S
8
101
164,3
228,5
498,0
50,5
54,75

57,1
62,2

2,05A
0
108
0



S tồn tại dưới 1 số dạng thù hình khác nhau, 2 dạng tinh thể thông thường nhất
của S là dạng tà phương và dạng đơn tà.
- Lưu huỳnh tà phương (S
α
) : dạng S thường gặp trong tự nhiên, là 1 chất rắn
màu vàng chanh, d = 2,07 g/ cm
3
; T
nc
0
= 112,8
0
C; bền ở nhiệt độ dưới 95,6
0
C; trên
nhiệt độ này nó biến ra dạng đơn tà S
β

S
α

⇔ S
β
; ∆H = 0,096 kcal/ ptg
- Lưu huỳnh đơn tà (S
β
) : có màu vàng nhạt, d = 1,96 g/ cm
3
; T
nc
0
=119,3
0
C bền
ở t
9
>95,6
0
C.
Các tinh thể của 2 dạng này chỉ khác nhau về sự đònh hướng của các vòng S
8

mà thôi.
S là chất không kim loại, dòn, cách điện tốt, dẫn nhiệt rất kém và hầu như
không tan trong nước, rất ít tan trong rượu và eter; tan nhiều trong dầu hỏa, benzen
và nhất là trong CS
2
. Trong các dung môi này S
α
tan hơi nhiều hơn S
β

. Khi kết tinh
từ những dung dòch đó, S xuất hiện dưới dạng tinh thể tà phương.
Khi đun S
α
đến nóng chảy, S biến thành 1 chất lỏng trong suốt, linh động và có
màu vàng. Đến trên 160
0
C, S nhanh chóng có màu nâu đỏ và nhớt dần, đó là do
những phân tử S
8
bò phân hủy tạo thành những mạch dài Sα dần, đến 250
0
C S lỏng
đặc quánh lại giống như nhựa và có màu nâu đen. Trên 300
0
C độ nhớt giảm dần và
đến 444,6
0
C S sôi tạo nên hơi có màu vàng da cam, sự giảm độ nhớt ở đây là do sự
đứt của các phân tử mạch dài thành những mạch ngắn hơn. Khi làm ngưng tự hơi S
và hạ thấp dần nhiệt độ, quá trình biến đổi độ nhớt, màu sắc và trạng thái sẽ xảy ra
ngược lại.
S đã đun nóng trên 160
0
C được làm lạnh nhanh bằng cách rót vào nước lạnh sẽ
được S dẻo, đàn hồi như cao su.
Hồ Bích Ngọc Khoa Hóa Học

Giáo Trình Hoá Vô Cơ
- 98 -

Tùy theo nhiệt độ, ở trạng thái h ơi, phân tử S có thể gồm 6,4 hay 2 nguyên tử.
Đến khoảng 2000
0
C, phân tử S
2
bò phân ly thành nguyên tử S.

b. Hóa tính
S là 1 không kim loại giống oxy nhưng có hoạt tính kém hơn 1 ít. S có độ âm
điện lớn (2,5) chỉ thua halogen, oxy và nitơ. Các trạng thái oxy hóa của S là –2,0 ;
+2; +4 và +6; đặc trưng nhất là –2, +6.
S vừa có tính oxy hóa vừa có tính khử. Ở nhiệt độ thường hơi kém hoạt động
nhưng khi đun nóng nó tương tác với hầu hết các nguyên tố trừ các khí trơ N
2
, I
2
,
Au và Pt.
+ Tính oxy hóa : S + 2e
-
→ S
2-
, E
0
= -0,44v → tính oxy hóa yếu
* Với H
2
: Khi đun nóng ở 300
0
C, S tương tác với H

2
tạo dihydrosulfua
S + H
2
⇔ H
2
S, ∆H = -4,8 kcal/ ptg
Phản ứng xảy ra kém mãnh liệt hơn so với tương tác giữa O
2
và H
2
.
* Với kim loại : As, Sb cháy sáng trong hơi S, Fe, Cu, Zn, Al khi nung đỏ tác
dụng với S bột để cho sulfua (As
2
S
3
, As
2
S
5
, Sb
2
S
3
, Sb
2
S
5
, FeS, Cu

2
S, ZnS, Al
2
S
3
). 3
nguyên tố Cu, Ag, Hg có thể tác dụng trực tiếp với S ở t
0
thường trong khi bạc nóng
chảy cũng không tác dụng với oxy còn Hg và Cu thì phải đốt nóng mới tác dụng
với oxy.
* Với P : Ở 100
0
C, S tác dụng với P trắng (với P đỏ ở 250
0
C) tạo các sulfua
P
4
S
6
, P
4
S
7
, P
4
S
10
.
+ Tính khử :

Với những không kim loại hoạt động, S thể hiện tính khử
* Với O
2
: S có ái lực lớn với O
2
, S cháy trong O
2
không khí cho ngọn lửa màu
xanh và phát nhiều nhiệt
S + O
2
= SO
2
; ∆H = -71 kcal/ ptg
* Với halogen : S với F
2
ở t
0
thường, với Cl
2
và Br
2
khi đun nóng tạo nên các
halogenua của S kiểu SHal
4
, SHal
6
.
* Với các hợp chất : KNO
3

, KClO
3
, K
2
Cr
2
O
7,
HNO
3
, H
2
SO
4
đặc : S thể hiện
tính khử tạo những hợp chất ứng với trạng thái oxy hóa dương của nó .
3S + 2KClO
3
= 3SO
2
+ 2KCl
S + 2H
2
SO
4
(đ, n) = 3SO
2
+ 2H
2
O

S +
2
HNO
3
(đ, n) = H
2
SO
4
+ 2NO
+ Tự oxy hóa tự khử : khi đun nóng S trong dung dòch kiềm sôi :
3S + 6NaOH ⇔ 2Na
2
S + Na
2
SO
3
+ 3H
2
O
+ Phản ứng cộng : S cho phản ứng cộng dễ dàng với các sulfua và sulfit tạo
thành các polysulfur và thiosulfat, trong đó S liên kết với nhau tạo thành những
mạch dài
Hồ Bích Ngọc Khoa Hóa Học

Giáo Trình Hoá Vô Cơ
Khoa Hóa Học

- 99 -
(n-1)S + Na
2

S = Na
2
Sn (n=1,2,3,4…)
S + Na
2
SO
3
= Na
2
S
2
O
3


c.Trạng thái tự nhiên
S là nguyên tố khá phổ biến trong tự nhiên, thường gặp cả ở dạng đơn chất và
hợp chất, chiếm 0,03% Σ nguyên tử; Ở Nhật, Ý, Mỹ, Liên Xô… có nhiều mỏ S lớn.
Các khoáng S chia làm 3 nhóm :

- Nhóm sulfat : trong thành phần thường chứa các kim loại kiềm và kiềm thổ
như : Na
2
SO
4
, CaSO
4
, BaSO
4
.

- Nhóm sulfua : gồm các sulfua kim loại nặng như PbS(galen), FeS, FeS
2
(pyrit), CuS, HgS, ZnS (Blend), FeCuS
2
(cancopyrit).
S còn có trong thành phần của protit nên l
2
có trong động thực vật.
- Các đồng vò bền :
32
S (95,1%),
33
S(0,74%),
34
S(4,2%),
36
S(0,016%) các đồng
vò phóng xạ nhân tạo
31
S,
37
S

d. Ứng dụng
Phần lớn S được sử dụng vào việc điều chế H
2
SO
4
, thuốc nổ đen, diêm, thuốc
nhuộm, thuốc trừ sâu. S là chất không thể thay thế được trong việc lưu hóa cao su

để tăng tính bền và mở rộng giới hạn nhiệt độ cho tính đàn hồi của cao su.
S hoa (S vô đònh hình) dùng làm chất khử độc trong y khoa, dùng chế thuốc
ghẻ, thuốc lát…

e. Điều chế
- khai thác S tự nhiên :Nguyên tắc là nấu nóng chảy S để tách khỏi bẩn quặng.
Người ta nấu nóng quá hơi nước đến 160
0
C rồi cho vào lòng đất dưới áp suất
cao, S nóng chảy và được đẩy lên mặt đất bằng không khí nén khoảng 35atm. Với
cách này người ta có được S nguyên chất đến 99,5%


← hơi nước nóng
S lỏng
←
K. khí
↓








Hồ Bích Ngọc
Giáo Trình Hoá Vô Cơ
- 100 -

- Thu lại S từ các chất bã của kỹ nghệ như:
* H
2
S của nhà máy sản xuất khí đốt.
* SO
2
của nhà máy luyện đồng, kẽm, chì, atimon.
Ở t
0
thích hợp, dùng than hay khí CO để khử SO
2
thu lại S. Thuận lợi nhất là
dùng khí CO ở 500
0
C và có bauxit làm xúc tác.
SO
2
+ 2CO = 2CO
2
+ S
Với H
2
S, người ta cho hỗn hợp khí này với không khí đi qua than nóng đỏ
2H
2
S + O
2

= 2H
2
O + S

B. HP CHẤT
1.(H
2
S):
- Cấu tạo:H
2
S có cấu hình e và cấu trúc phân tử tương tự như H
2
O
Phân tử có cực nhưng độ phân cực kém H
2
O, µ=093D.
Vì S có độ âm điện kém oxy và có kính thước tương đối lớn
nên mật độ e không đủ lớn để tạo thành những lực hút mạnh
giữa các phân tử H
2
S vơí nhau, khả năng tạo liên kết hydro yếu hơn nước →t
0
nc
, t
0
s

thấp hơn H
2
O, tan ít trong nước.

a. Tính chất:
- Lý tính:
ở điều kiện thường, H
2
S là một khí không màu, m trứng thối và rất
độc.T
0
s
=-61,8
0
C; t
0
nc
= - 85,5
0
C (0,1 % H
2
S trong không khí đã gây nhiễm độc
nặng). Ít tan trong nước (2,5l H
2
S trong 1 lít H
2
O), tan nhiều trong các dung môi hữu
cơ.
- Hóa tính:
H
2
S có tính chất hoá học quan trọng là tính khử mạnh và trong dung
dòch: axit yếu.

+ Trong dung dòch, H
2
S là axit hai nấc và rất yếu (hơi yếu hơn axit carbonic
H
2
S + H
2
O ⇔ H
3
O
+
+ HS
-
k
1
= 10
-7
HS
-
+ H
2
O ⇔ H
3
O
+
+ S
2-
k
1
= 10

-14
→ Nó tạo hai muối:sulfua và hydrosulfua. Chỉ có các kim loại kiềm, kiềm thể
và NH
4
+
cho được muối hydrosunfua. Phần lớn các sunfua không tan trong nước, chỉ
có sunful của kim loại kiềm, kiềm thể và NH
+
4
là tan được.
+ Tính khử:
H
2
S kém bền nhiệt hơn H
2
O (bắt đầu phân hủy ở 400
0
C và phân
hủy hoàn toàn ở 1700
0
)
S
1,33
0
H
92
0
H
3500
0

C
0
C

t
0
C
500

bauxít

Hồ Bích Ngọc Khoa Hóa Học

Giáo Trình Hoá Vô Cơ
- 101 -
2H
2
S ⇔ H
2
+ S
* Với O
2
: khí H
2
S cháy trong không khí vơí ngọn lửa màu xanh
2H
2
S + 3O
2
= 2SO

2
+ 2H
2
O

Nếu thiếu oxy và có Fe
2
O
3
xúc tác, phản ứng cho S:
H
2
S + I/2O
2
⇔ H
2
O + S↓
Fe
2
O
3
Trong không khí có hơi ẩm thì H
2
S sẽ phản ứng chậm vơí oxy không khí ở t
0

thường giải phóng S
H
2
S + I/2O

2
ẩm = H
2
O + S↓
Phản ứng này cho thấy nhóm O_S cũng giống nhóm halogen là nguyên tố
đứng trên có thể đẩy nguyên tố dươí ra khỏi hợp chất của nó. Phản ứng này cũng
cho ta giải thích tại sao dung dòch H
2
S lại đục nhanh vì có S kết tủa và không có sự
tích tụ H
2
S trong không khí mặt dù có nhiều nguồn phát sinh ra nó ngày đêm do sự
phân hủy của chất albumin trong xác động thực vật, sự phân hủy mọi thứ rác rưởi.
Nếu dư O
2
, có hơi ẩm, có xúc tác thì phản ứng dẫn đến H
2
SO
4
H
2
S + 2O
2
(dư,ẩm) = H
2
SO
4
xt
* Với Cl
2

, I
2
: H
2
S + Cl
2
= 2HCl + S ; H
2
S + I
2
= 2HI +S
* Fe
3+
: H
2
S + 2Fe
3+
= 2Fe
2+
+ S + 2H
+
*Với cromat, permanganat
3H
2
S + K
2
Cr
2
O
7

+ H
2
SO
4
= 3S + Cr
2
(SO
4
)
3
+ K
2
SO
4
+7H
2
O
5H
2
S + 2KMn
2
O
4
+ H
2
SO
4
= 3S + 2MnSO
4
+ K

2
SO
4
+8H
2
O

b. Trạng thái tự nhiên
H
2
S có trong một số suối khoáng và trong khí thiên nhiên. Nó sinh ra khi
những hợp chất hữu cơ chứa S của sinh vật bò thối rữa.

c. Điều chế
- Trong phòng thí nghiệm: Cho FeS tác dụng vơí axit loãng trong bình kíp
FeS + 2HCl = H
2
S + FeCl
2
Đun nóng trên 700
0
C một hỗn hợp S bột, amiang và parafin (lấy theo tỷ lệ khối
lượng 3:2:5). Khi để nguội, phản ứng ngưng lại, khi đun nóng phản ứng lại tiếp
diễn.
S
nc
+ H
2
= H
2

S
00
0
3
- Trong công nghiệp: H
2
S là sản phẩm phụ của quá trình tinh chế dầu mỏ và
khí thiên nhiên.


Hồ Bích Ngọc Khoa Hóa Học

Giáo Trình Hoá Vô Cơ
- 102 -
2.SO
2

- Cấu tạo:
Tương tự NO
2
, O
3
> Nguyên tử S trong SO
2
ở trạng thái lai hoá sp
2
có
một cặp e tự do.
Phân tử có dạng góc OSO = 119,5
0

, d
s-o
= 1,43A
0




S
µ = 1,59D

O

O


2 orbital lai hoá được dùng để tạo liên kết vơí hai nguyên tử O còn 1orbital lai
hoá có cặp e tự do. Một orbital p không lai hoá của S với e độc thân tạo liên kết π
vơí orbital p của 1 trong 2 nguyên tử O cũng có e độc thân, đây là một liên kết π
không đònh chỗ.
Sự rút ngắn mạnh độ dài của liên kết S-O cho thấy ngoài liên kết π kiểu p-p
còn một phần liên kết π cho kiểu p →d tạo bởi orbital p có cặp e tự do của O và
orbital d trống của S.
- Lý tính:
Ở điều kiện thường, SO
2
là một chất khí không màu, mùi khó chiụ,
dễ hoá lỏng, dễ hoá rắn t0s=-100C (hay ở t
0
thường, P = 5at). SO

2
hoá lỏng dễ bay
hơi, khi bay hơi thu nhiều nhiệt nên được dùng trong máy lạnh có thể hạ t
0
đến –
60
0
C, T
0
nc
=-75
0
C. Là hợp chất có cực mạnh, SO
2
tan nhiều trong nước (40lSO
2
trong
1lH
2
O).
- Hoá tính: SO
2
vừa có tính khử, vừa có tính oxy hoá nhưng chủ yếu là tính khử
khá mạnh.
+ Tính khử:
Với Cl
2
: dươí ánh sáng mặt trời, SO
2
bò clor oxy hoá thành clorua

sulfuaryl.
SO
2
+ Cl
2
→ SO
2
Cl
2

SO
2
Cl
2 l
là một chất lỏng bốc khói trong không khí, bò thủy phân dễ dàng:
SO
2
Cl
2
+ 2H
2
O = H
2
SO
4
+ 2HCl
* Với oxy: 2SO
2
+ O
2

⇔ 2SO
3
, ∆H20 =-44,4kcal.
Đây là phản ứng phát nhiệt nên muốn có hiệu suất cao thì phải thực hiện ở t
0

thấp và muốn cho phản ứng có tốc độ nhanh thì cần phải có xúc tác, đây là khâu
chủ yếu trong phương pháp điều chế H
2
SO
4
trong công nghiệp, người ta thường
thực hiện phản ứng này ở 450-500
0
C, xúc tác V
2
O
5
hay bột Pt.
* Tính khử kém H
2
S, HI, H
2
nhưng SO
2
vẫn khử được những hợp chất như Fe
3+
→ Fe
2+
, KMnO

4
→Mn
2+
,
CrO
4
2_
→Cr
3+
SO
2
+ 2FeCl
3
+ 2H
2
O = 2FeCl
2
+ H
2
SO
4
+ 2HCl
5SO
2
+ 2KMnO
4
+ 2H
2
O = K
2

SO
4
+ 2MnSO
4
+ 2H
2
SO
4

^
hγ
Hồ Bích Ngọc Khoa Hóa Học

Giáo Trình Hoá Vô Cơ
Hồ Bích Ngọc Khoa Hóa Học

- 103 -
+ Tính oxy hóa:
Đối với những chất khử mạnh như H
2
, HI, H
2
S, SO
3
thì SO
2
thể
hiện tính oxy hóa, nó có thể bò khử thành S hay H
2
S.

SO
2
+ 2CO = 2CO
2
+ S↓
SO
2
+ 2H
2
S = 2H
2
O + 3S↓
SO
2
+ 6HI = 2H
2
O + H
2
S + 3I
2

SO
2
+ 2H
2
= 2H
2
O + S↓
SO
2

+ 2C = S + CO
+ Tính axit:
Dung dòch SO
2
trong nước có tính axit yếu, phần lớn khí SO
2
đã tan
vào dung dòch ở dạng hydrat hóa SO
2
.xH
2
O khi làm lạnh dung dòch có thể tách ra
hydrat SO
2
.7H
2
O.
SO
2
+ xH
2
O ⇔ SO
2
.xH
2
O
SO
2
.xH
2

O ⇔ H
3
O
+
+ HSO
3
-
+ (x-2)H
2
O ; k
1
=2.10
-2
HSO
3
-
(aq) ⇔ H
3
O
+
+ SO
3
2-
(aq) ; k
2
=6.10
-8
→ Tác dụng với oxyt baz tạo muối, với baz và nước.
+ Ứng dụng
: SO

2
được dùng để sản xuất H
2
SO
4
làm chất tẩy trắng trong công
nghiệp giấy, dệt, đường, làm thuốc trừ sâu và thuốc sát trùng, sản xuất cellulose,
tổng hợp muối sulfit và bisulfit.
+ Điều chế:

* Trong phòng thí nghiệm : nhỏ dần H
2
SO
4
đậm đặc vào muối sulfit hay
hydrosulfit.
NaHSO
3
+ H
2
SO
4
= NaHSO
4
+ H
2
O + SO
2

* Trong công nghiệp : đốt cháy S trong O

2
hay trong khí hay đốt các khoáng
vật sulfua như pyrit, galen, blend.
4FeS
2
+ 11O
2
= 2Fe
2
O
3


3.H
2
SO
4
:
- H
2
SO
4
nguyên chất là một hợp chất cộng hóa trò có cấu trúc tứ diện ứng với
trạng thái lai hóa sp
3
của S tạo thành 4 liên kết σ nối liền s với 4 nguyên tử O, các
orbital 3d của S tham gia tạo thành 2 liên kết π
d-p
.

+ Tính chất:

+ Lý tính: H
2
SO
4
là một chất lỏng không màu, không mùi, nhớt như dầu,
d=1,84; hóa rắn ở 10
0
C, không bay hơi ở nhiệt độ thường, sôi ở 336
0
C, khi gần sôi
O
O
S
O
O
H
H
Giáo Trình Hoá Vô Cơ
Hồ Bích Ngọc Khoa Hóa Học

- 104 -
thì bắt đầu phân hủy dần cho một hỗn hợp hơi gồm SO
3
và H
2
O(98,2% : hỗn hợp
đồng sôi).

Tan trong nước vô hạn, khi tan phát rất nhiều nhiệt. Nhiệt lượng này phần lớn
là do năng lượng Hydrat hóa của H
+
:
H
+
+ H
2
O ↔ H
3
O
+
∆H = - 268Kcal/ptg
Ỉ khi pha loãng H
2
SO
4
bằng nước phải thận trọng: phải đổ từ từ acid vào nước
và vừa đổ vừa khuấy.
Trong dung dòch ngoài H
3
O
+
còn có các ion H
5
O
2
-
(H
+

2H
2
O),
H
7
O
3
+
(H
+
3H
2
O) cho đến H
21
O
10
+
(H
+
.10H
2
O).
H
2
SO
4
rất háo nước nên được dùng làm chất làm khô, nó có thể lấy nước trong
chất hữu cơ và than hóa chúng
C
12

H
22
O
11
= 12C + 11H
2
O
Ỉ H
2
SO
4
làm bỏng da
+ Hóa tính:
H
2
SO
4
có 2 đặc điểm : khi loãng nó là acid mạnh, khi đặc nó là
chất oxy hóa mạnh.
* Tính acid của H
2
SO
4
loãng
H
2
SO
4
100% không thể hiện tính acid vì nó bò phân li rất ít
H

2
SO
4
↔ HSO
3
+
+ OH
-
Phản ứng này cho ta giải thích được sự sunfon hóa của H
2
SO
4
đặc hay oleum
bởi sự thay thế H bằng nhóm HSO
3

Trong dung dòch nước H
2
SO
4
là một acid mạnh và 2 nấc:
H
2
SO
4
+ H
2
O = H
3
O

+
+ HSO
4
-
; K
1
= 10
3
H
2
SO
4
+ H
2
O ↔ H
3
O
+
+ SO
4
2-
; K
2
= 1,2 .10
-2
Do K
1
và K
2
khác nhau như vậy nên khi tiến hành phản ứng ở nhiệt độ thường

hay đem đun nóng không đủ thì phản ứng chỉ tạo muối sunfat acid và khi đun đủ
nóng thì mới tạo muối sulfat trung tính.
Do sự hiện diện của nhiều ion H
3
O
+
trong dung dòch nên H
2
SO
4
(l) là một acid
mạnh. Trong trường hợp này, chất oxy hóa là H
+
nên H
2
SO
4
chỉ tác dụng với các
kim loại đứng trước H trong dãy điện thế và giải phóng H
2

H
2
SO
4
+ Zn = ZnSO
4
+ H
2

* Tính oxy hóa của acid đặc: đây là một tính chất đặc trưng quan trọng của
H
2
SO
4
, phân biệt nó với các acid khác.
H
2
SO
4
đặc, cần thì đun nóng, phản ứng được với nhiều đơn chất và hợp chất
cho những sản phẩm như SO
2
, S hay H
2
S. mức độ oxy hóa phụ thuộc vào chất khử
mạnh hay yếu.
H
2
SO
4